Реакції, під час яких змінюються ступені окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окисно - відновними.
Процес віддачі електронів - це окиснення, приєднання електронів - це відновлення.
Елементи, а отже і речовини, які віддають електрони називають відновниками, ті ж що їх приєднують - це окисники.
У будь - якій окисно- відновній реакції є речовини, які віддають і приєднують електрони, тобто процеси окиснення та відновлення завжди супроводжують один одного.
Усі окисно- відновні реакції поділяються на три типи.
1. Міжмолекулярні реакції: ступінь окиснення змінюють атоми, що входять до складу різних вихідних речовин, наприклад:
H20 + Cu+2O = Cu0 + H2+1O
2. Внутрішньомолекулярні реакції: атоми, що змінюють ступінь окиснення, входять до складу однієї сполуки ( іноді це атоми одного елемента з різними ступенями окиснення ), наприклад:
2KCl+1O-2 = 2KCl-1 + O20
N-3H4N+3O2 = N02 + 2H2O
3. Реакції диспропорціонування : реакції у яких атоми одного і того самого елемента із певним ступенем окиснення є одночасно як окисниками, так і відновниками:
2Cu+1I = Cu+2I2 + Cu0
Cl20 + H2O = HCl -1+ HCl+1O
Реакції диспропорціонування ( чи самоокиснення- самовідновлення) є характерні для речовин, що містять атоми із проміжними ступенями окиснення.
Окисниками є атоми в таких ступенях окиснення, в яких вони здатні приєднувати електрони, тобто у високих. До них належать:
1) атоми та молекули ( прості речовини ) неметалів: F2 , Cl2 , Br2 , O2 , N2 ;
2) позитивні йони металів: Cu+2 , Fe+3 , Zn+2 ;
3) позитивні йони Гідрогену в розчинах кислот ( крім HNO3 ) : Н+;
4) молекули та йони, до складу яких входять елементи у найвищих або проміжних ступенях окиснення:
а) Н2О2-1 ,
б) Cr+6O3 , M n+72O7 , Mn+4O2 ,Pb+4O2 , Ag+12O ,
в) HN+5O3 , H2S+6O4 , HMn+7O4 , K2Cr+6O4 , K2Cr+6 2O7 , HCl+5O3 , KCl+5O3 , HCl+1O , HCl+7O4 тощо.
Відновниками є атоми, молекули чи йони, що містять атоми елементів в таких ступенях окиснення, в яких вони здатні віддавати електрони, тобто в нижчих ступенях окиснення. До них належать :
1) атоми простих речовин – металів та неметалів, які мають на зовнішньому енергетичному рівні не більше чотирьох електронів : C , Si , H2 , Na , K , Mg , Fe ;
2) негативні йони неметалів безоксигенових кислот та їх солей : HCl , HI , HBr , H2S , KCl , NaI , K2S ;
3) гідроген пероксид Н2О2 , амоніак NH3 ;
4) молекули та йони, що містять атоми неметалів у проміжних ступенях окиснення :
а) оксиди CO , NO , SO2 ;
б) кислоти та їх солі H2SO3 , HNO2 , Na2SO3 , NaNO2 ;
5) позитивні йони металів у проміжних ступенях окиснення Sn+2 , Fe+2 , Cu+1 , Mn+2 , Cr+2 , Cr+3 .
З розглянутих питань можна зробити висновок : окисно – відновна реакція – це єдність двох протилежних процесів – окиснення та відновлення, тобто процес передачі електронів.
Один і той же елемент може бути і окисником, і відновником. Як визначити його роль у реакції, які речовини при цьому утворюються ? Щоб легше визначитися із цим питанням, під час складання окисно – відновних реакцій зручно користуватися шкалою значень ступенів окиснення атомів елементів та відповідних характерних сполук, а для урівнювання рівняннь використовувати метод електронного балансу.
Якщо елемент знаходиться у найнижчому ступені окиснення, він є тільки відновником, якщо в найвищому – тільки окисником, в проміжному - і відновником, і окисником. Метали середньої активності, які не взаємодіють за звичайних умов із водою, реагують із розчинами солей менш активних металів, де окисником є катіон металу Меn+ ( Позитивні йони Н+ породжують позитивні йони Меn+ , негативні йони ОН- -негативні МеО42- ).
Окисно - відновні властивості Мангану та утворених
ним сполук.
1) Mn0 є тільки відновником, тому може реагувати із окисниками. З металами реагують звичайно кислоти, де окисником є йон Н+ ; і в кислому середовищі утворюються солі Mn+2.
Mn0 + Н2SO4 = MnSO4 + Н2
Mn0 - 2е = Mn+2 2 2 1 відновник окиснюється
2Н+ + 2е = Н20 2 1 окисник відновлюється
У концентрованих розчинах Н2SO4 та HNO3 Манган не розчиняється ( він пасивується ).
З розбавленими розчинами нітратної кислоти, де окисником є йон NO3- , чи, точніше, N+5, Манган реагує так як це описує наступне рівняння:
3Mn + 8HNO3 (розб.) = 3Mn ( NO3 )2 + 2NО + 4Н2О
Mn0 - 2е = Mn+2 2 6 3 відновник окиснюється
N+5 + 3 е = N+2 3 2 окисник відновлюється
Відновником Манган виступає і у реакції із солями менш активних металів, наприклад із солями Купруму:
Mn0 + Cu+2SO4 = Mn+2SO4 + Cu0
Mn0 - 2е = Mn+2 2 2 1 відновник окиснюється
Cu+2 + 2е = Cu+2 2 1 окисник відновлюється
2) Mn+7 є тільки окисником, тому реагує виключно з відновниками, якими можуть бути N+3 або S +4 . Залежно від середовища утворюються різні сполуки Мангану:
а) у кислому середовищі утворюються сполуки Мангану зі ступенем окиснення +2
2KMn+7O4 +5Na2S+4O3 +3Н2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2S+6O4 + 3H2O
Mn+7 + 5e = Mn+2 5 10 2 окисник відновлюється
S+4 - 2e = S+6 2 5 відновник окиснюється
б) у нейтральному середовищі утворюються сполуки Мангану із ступенем окиснення +4, як правило це Манган ( IV ) оксид MnO2 :
2KMn+7O4 + 3NaN+3O2 + H2O = 2Mn+4O2 + NaN+5O3 + 2KOH
Mn+7 + 3e = Mn+4 3 6 2 окисник відновлюється
N+3 - 2e = N+5 2 3 відновник окиснюється
в) у лужному середовищі ( містить йони ОН- ) утворюватимуться сполуки Мангану із ступенем окиснення +6:
2KMn+7O4 + NaN+3O2 + 2KOH = 2K2Mn+7O4 + NaN+5O3 +Н2О
Mn+7 +1e = Mn+6 1 2 2 окисник відновлюється
N+3 - 2e = N+5 2 1 відновник окиснюється
г) реакція диспропорціонування:
2KMn+7O4 = K2Mn+6O4 + Mn+4O2 + O2
3) Сполуки Mn+2 можуть виявляти і відновні і окисні властивості, тому що +2 це проміжний ступінь окиснення , залежно від речовин з якими вони реагують. а) у реакції з воднем Манган ( ІІ ) оксид Mn+2О є окисником:
Mn+2О + Н2 0 = Mn0 + Н2+1О
Mn+2 +2е = MnО 2 2 1 окисник відновлюється
Н2 0 - 2е = 2Н+1 2 1 відновник окиснюється
б) сполука PbO2 - це сильний окисник, так як +4 - вищий ступінь окиснення Плюмбуму. В реакції з окисником Mn ( NO3 )2 виступає відновником. В кислому середовищі утворюються сполуки Pb+2.
2Mn+2 ( NO3 )2 + 5Pb+4O2 + 6HNO3 = HMn+7O4 + 5Pb+2( NO3)2 + 2H2O
Mn+2 - 5e = Mn+7 5 10 2 відновник окиснюється
Pb+4 + 2e = Pb+2 2 5 окисник відновлюється
4) сполуки, що містять у своєму складі Mn+4 можуть бути і відновниками, і окисниками:
а) СІ-1 у окисно -відновних реакціях є тільки відновником, тому у реакції із НСІ MnO2 виявляє властивості окисника:
Mn+4O2 +4НСІ-1 = Mn+2СІ2 + СІ20 + 2Н2О
Mn+4 + 2e = Mn+2 2 2 1 окисник відновлюється
2СІ-1 -2е = СІ20 2 1 відновник окиснюється
б) властивості відновника MnO2 виявляє при сплавлянні його з лугом у присутності кисню:
2Mn+4O2 + 4КОН + О20 = 2К2Mn+6О4 + Н2О -2
Mn+4 - 2e = Mn+6 2 4 2 відновник окиснюється
О20 +4е = 2О-2 4 1 окисник відновлюється
5) Сполуки, що містять Mn+6 , у окисно -відновних реакціях можуть виступати як відновники і як окисники:
а) СІ2 - це сильний окисник, тому К2MnО4 у реакціях з ним виступає у ролі відновника:
2К2Mn+6О4 + СІ2 = 2КMn+7О4 + 2КСІ
Mn+6 -1e = Mn+7 1 2 2 відновник окиснюється
СІ20 +2е = 2СІ-1 2 1 окисник відновлюється
б) у MnСІ2 ступінь окиснення Мангану нижчий (+2 ) ніж у K2MnO4 ( +6 ), тому MnСІ2 в окисно - відновній реакції виступає відновником, а K2MnO4 - окисником:
K2Mn+6O4 + Mn+2СІ2 = 2Mn+4O2 + 2КСІ
Mn+2 -2е = Mn+4 2 2 1 відновник окиснюється
Mn+6 + 2е = Mn+4 2 1 окисник відновлюється
в) у розчинах K2MnO4 самовільно розкладається - диспропорціонує з утворенням KMnO4 та MnO2 :
3K2Mn+6O4 + 2Н2О = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 +4КОН
Mn+6 -1е = Mn+7 1 2 2 відновник окиснюється
Mn+6 + 2е = Mn+4 2 1 окисник відновлюється
Окисно - відновні властивості Хрому та утворених
ним сполук.
1) Металічний хром у окисно - відновних реакціях виступає тільки відновником, бо він знаходиться у найнижчому ступені окиснення. Концентровані розчини нітратної та сульфатної кислот пасивують хром, у розбавлених розчинах Н2SO4 та у НСІ він розчиняється, при цьому слід враховувати, що окисником одночасно є і кисень повітря. Якщо не враховувати участі у реакції кисню, то рівняння реакції матиме вигляд:
Cr0 + 2Н+1СІ = Cr+2СІ 2 + Н20
Якщо врахувати участь кисню повітря у реакції, то її записують так:
4Cr0 + 12Н+1СІ +О20 = 4Cr+3СІ 3 + 4Н20 + 2Н2О-2
Cr0 -3е- = Cr+3 3 3 4 відновник окиснюється
2Н+1 +2е = Н20 2 6 2 окисник відновлюється
О20 +4е = 2О-2 4 окисник відновлюється
2) +2 - проміжний ступінь окиснення Хрому, тому його сполуки можуть бути і відновниками, і окисниками.
а) сполуки Хрому ( ІІ ) досить легко окиснюються навіть киснем повітря, перетворюючись на сполуки Хрому ( ІІІ ), що підтверджує наступне рівняння:
4Cr+2СІ 2 +О20 + 4НСІ = 4Cr+3СІ 3 + 2Н2О-2
Cr+2 -1е- = Cr+3 1 4 4 відновник окиснюється
О20 +4е = 2О-2 4 1 окисник відновлюється
б) хром ( ІІ ) оксид досить легко відновлюється активними металами ( алюмінієм чи магнієм ) до металу:
3Cr+2О + 2АІ0 = 3Cr0 + АІ2+3О3
Cr+2 + 2е = Cr0 2 6 3 окисник відновлюється
АІ0 -3е = АІ+3 3 2 відновник окиснюється
3) Для Хрому +3 - це проміжний ступінь окиснення, тому його сполуки можуть бути як окисниками, так і відновниками.
а) сполуки тривалентного Хрому (відновники ) під дією окисників перетворюються у сполуки Хрому ( VI ) залежно від середовища ( див. Таб. 3 ).
Розглянемо характерні реакції в лужному середовищі:
2Cr2+3О3 + 8КОН + 3О20 = K2Cr+6O4-2 + 4Н2О
Cr+3 -3е = Cr+6 3 12 4 відновник окиснюється
О20 +4е = 2О-2 4 3 окисник відновлюється
Калій хромат буде утворюватися і у наступній реакції, де окисником виступає вже не кисень, а хлор:
Cr2+3(SO4)3 +16КОН + СІ20 = 2K2Cr+6O4 + 3К2SO4 + 6КСІ-1 + 8Н2О
Cr+3 -3е = Cr+6 3 6 2 відновник окиснюється
СІ20 +2е = 2СІ-1 2 3 окисник відновлюється
У нейтральному середовищі, як видно із таблиці 3, у розчині будуть утворюватися дихромати, що потрібно враховувати складаючи окисно -відновні рівняння:
5Cr2+3(SO4)3 +6КMn+7О4 + 11Н2О = K2Cr+62O7 + 9Н2SO4 + 2Н2Cr2O7 + 6Mn+2SO4
*2Cr+3 -6е =2Cr+6 6 30 5 відновник окиснюється
Mn+7 + 5е = Mn+2 5 6 окисник відновлюється
*Якщо у реакції присутні дихромати, то під час складання електронного балансу потрібно враховувати два атоми Хрому.
б) хром ( ІІІ ) оксид Cr2O3, який є окисником, відновлюється воднем, алюмінієм або кремнієм до вільного металу:
2Cr+32O3 + 3Si0 = 4Cr0 + 3Si+4O2
Cr+3 +3е = Cr0 3 12 4 окисник відновлюється
Si0 -2е = Si+4 4 3 відновник окиснюється
Солі Хрому ( ІІІ ), які є окисниками, у розчинах відновлюються суспензією цинку до солей Хрому ( ІІ ):
2Cr+3( NO3)3 +Zn0( сусп ) = 2Cr+2( NO3)2 +Zn+2( NO3)2
Cr+3 +е = Cr+2 1 2 2 окисник відновлюється
Zn0 -2е = Zn+2 2 1 відновник окиснюється
4) Сполуки Cr ( VI ) - це хромати та дихромати, вони є тільки окисниками, так як +6 вищий ступінь окиснення Хрому. Під дією відновників вони перетворюються у сполуки Cr ( ІІІ) залежно від середовища: в кислому середовищі утворюються солі Cr2(SO4)3, CrCl3, у нейтральному - хром ( ІІІ ) гідроксид Cr(OН )3, у лужному солі NaCrO2, Na3CrО3.
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O
2K2CrO4 + H2SO4 ( розб. ) = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
Але ці рівняння реакцій не будуть окисно - відновними, тому що атоми Хрому знаходяться у одному і тому ж ступені окиснення, який рівний +6.
Розглянемо характерні реакції хроматів та дихроматів у кислому середовищі.
K2Cr2+6O7 + 6Fe+2SO4 + 7H2SO4 = K2SO4 + Cr2+3( SO4)3 +3Fe+3(SO4)2 + 7H2O
Fe+2 - 1е = Fe+3 1 6 6 відновник окиснюється
2Cr+6 + 6е = 2Cr+3 6 1 окисник відновлюється
Калій дихромат реагує також із водними розчинами галогеноводнів, гідрогенсульфіду.
K2Cr2+6O7 + 14 HBr-1 = 2KBr + 2Cr+3Cl3 + 3Br20 + 7H2O
2Br-1 -2е = Br20 2 6 3 відновник окиснюється
2Cr+6 + 6е = 2Cr+6 6 1 окисник відновлюється
2K2Cr+6O4 + 3Н2S-2 + 5H2SO4 = 3S0 + Cr2+3( SO4)3 + 8H2O + 2K2SO4
S-2 - 2е = S0 1 6 6 відновник окиснюється
Cr+6 + 3е = Cr+6 6 1 окисник відновлюється
Амоній дихромат при нагріванні розкладається з виділенням азоту, хром ( ІІІ) оксиду та води:
( NH4-3 )2Cr2+6O7 = N20 + 4H2O + Cr2+3O3
2Cr+6 +6e = Cr+3 6 6 1 окисник відновлюється
2N-3 -6e = N20 6 1 відновник окиснюється
Важливою властивістю хроматів та дихроматів є їх взаємодія з неметалами: вуглецем та сіркою.
K2Cr2+6O7 + S0 =t 2K2S+6O4 + Cr2+3O3
2Cr+6 +6e = Cr+3 6 6 1 окисник відновлюється
S0 -6e = S+6 6 1 відновник окиснюється
2K2Cr2+6O7 + 3С0 =t 2K2С+4O3 + 2Cr2+3O3 + С+4О2
2Cr+6 +6e = Cr+3 6 12 2 окисник відновлюється
С0 -4e = С+4 4 3 відновник окиснюється
Хромати при взаємодії з кислотами перетворюються у дихромати і навпаки - дихромати при взаємодії з лугами перетворюються у хромати. Ці перетворення можна відобразити наступними рівняннями реакцій:
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O
2K2CrO4 + H2SO4 ( розб. ) = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
Але ці рівняння реакцій не будуть окисно - відновними, тому що атоми Хрому знаходяться у одному і тому ж ступені окиснення, який рівний +6.
Окисно - відновні властивості Плюмбуму та утворених
ним сполук.
Розглянемо окисно- відновні властивості сполук Плюмбуму, у сполуках він може мати ступені окиснення +2, +4.
1) Плюмбум із ступенем окиснення 0 у хімічних реакціях може виступати лише як відновник, віддаючи два електрони та отримуючи ступінь окиснення +2.
3Pb0 + 8HN+5O3 = 3Pb+2( NO3)2 + 2N+2O + 4H2O
Pb0 -2e = Pb+2 2 6 3 відновник окиснюється
N+5 +3e = N+2 3 2 окисник відновлюється
Плюмбум має амфотерні властивості, тому він реагуватиме не лише з кислотами, але й з лугами.
Pb0 + 2NaOH + 2H2+1O = Na2 Pb+2( OH )4 + H20
Pb0 -2e = Pb+2 2 2 1 відновник окиснюється
2H+1 +2e =H20 2 1 окисник відновлюється
При взаємодії з лугами буде виділятися водень, що характерно і для інших амфотерних металів ( алюміній, берилій, олово ).
2) Сполуки Плюмбуму із ступенем окиснення +2 у окисно- відновних реакціях виступають у якості окисників та відновників.
а) Сполуки Плюмбуму із ступенем окиснення +2 у окисно- відновних реакціях виступають у якості окисників під час взаємодії з активнішими металами:
Pb+2( NO3)2 + Zn0 = Pb0 + Zn+2( NO3)2
Pb+2 +2e = Pb0 2 2 1 окисник відновлюється
Zn0 -2e = Zn+2 2 1 відновник окиснюється
б) Сполуки Плюмбуму із ступенем окиснення +2 дуже стійкі, вони будуть окиснюватися до сполук із ступенем окиснення +4 лише дуже сильними окисниками:
Pb+2( NO3)2 + СаОСІ2 + Н2О = Pb+4O2 + СаСІ2-1 + 2НN+5О3
Pb+2 -2е = Pb+4 2 2 1 відновник окиснюється
СІ+1 +2е = СІ-1 2 1 окисник відновлюється
3) Сполуки Плюмбуму ( IV ) у хімічних реакціях можуть проявляти лише властивості окисників, тому що це найвищий ступінь окиснення елемента:
Pb+4O2 + 2Mn+4O2 + H2SO4 = 2HMn+7O4 + 3Pb+2SO4 + 2H2O
Pb+4 +2e = Pb+2 2 6 3 окисник відновлюється
Mn+4 -3e = Mn+7 3 2 відновник окиснюється
Такими є окисно- відновні властивості сполук Плюмбуму.
Окисно - відновні властивості Стануму та утворених
ним сполук.
Сполуки Стануму мають властивості схожі на властивості Плюмбуму, що пояснюється положенням цих елементів у періодичній системі ( див. таб 5 ).
1) олово має амфотерні властивості, тобто воно реагує як з кислотами, так і з лугами.
а) Олово реагує з лугами, утворюючи у розчинах тетрагідроксостанати ( ІІ ) лужних металів:
Sn0 + 2NaOH + 2H2+1O = Na2 Sn+2 (OH)4 + H20
Sn0 -2е = Sn+2 2 2 1 відновник окиснюється
2Н+1 +2е = H20 2 1 окисник відновлюється
б) Олово реагує із концентрованими та розбавленими розчинами кислот:
із концентрованим розчином нітратної кислоти олово утворює H2SnO3
Sn0 + 4HN+5O3 ( конц. ) = H2Sn+4O3 + 4N+4O2 + H2O
Sn0 -4е = Sn+4 4 4 1 відновник окиснюється
N+5 +1е = N+4 1 4 окисник відновлюється
Із концентрованою сульфатною кислотою олово утворює станум ( IV ) сульфат:
Sn0 + 4H2S+6O4 = Sn+4 ( SO4)2 + 2S+4O2 + H2O
Sn0 -4е = Sn+4 4 4 1 відновник окиснюється
S+6 +2е = S+4 2 2 окисник відновлюється
Хлоридна кислота не володіє такими сильними окисними властивостями як нітратна та сульфатна, тому вона окиснює олово лише до сполук Стануму ( ІІ ) :
Sn0 + 2H+1СІ = Sn+2СІ2 + H20
Sn0 -2е = Sn+2 2 2 1 відновник окиснюється
2Н+1 +2е = Н20 2 1 окисник відновлюється
розбавлена нітратна кислота також взаємодіє із оловом, але на відміну від концентрованої, у реакції буде утворюватися не нітроген ( IV ) оксид, а нітроген ( IІ ) оксид і ступінь окиснення Стануму буде +2, а не +4:
3Sn0 + 8HN+5O3 ( розб. ) = 3Sn+2 ( NO3 )2 + 2N+2O + 4H2O
Sn0 - 2е = Sn+2 2 6 3 відновник окиснюється
N+5 +3е = N+2 3 2 окисник відновлюється
2) Сполуки Стануму із ступенем окиснення +2 у хімічних реакціях можуть виступати і як окисники, і як відновники:
а) Сполуки Стануму можуть окиснюватися хлором, киснем повітря, калій перманганатом, змінюючи cвій ступінь окиснення до +4 :
2Sn+2( OH )2 + 2H2O + O20 = 2 Sn+4( O-2H )4
Sn+2 -2е = Sn+4 2 4 2 відновник окиснюється
O20 + 4е = 2O-2 4 1 окисник відновлюється
( окисником може бути і калій перманганат у кислому середовищі
5Sn+2SO4 + 2KMn+7O4 + 8Н2SO4 = 5Sn+4( SO4 )2 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O
Mn+7 + 5e = Mn+2 5 10 2 окисник відновлюється
Sn+2 - 2e = Sn+4 2 5 відновник окиснюється
Окиснення хлором відбувається згідно рівняння:
Sn+2СІ2 + СІ20 = Sn+4СІ4
Sn+2 -2е = Sn+4 2 2 1 відновник окиснюється
СІ20 +2е = 2СІ-1 2 1 окисник відновлюється
б) Процес відновлення сполук Стануму ( ІІ ) відбуватиметься під час їх взаємодії із більш активними металами:
Sn+2СІ2 + Zn0 = Sn0 + Zn+2Cl2
Sn+2 +2е = Sn0 2 2 1 окисник відновлюється
Zn0 -2е = Zn+2 2 1 відновник окиснюється
3) Сполуки Стануму із ступенем окиснення +4 мають лише окисні властивості, тому що це найвищий ступінь окиснення Стануму. Їх окисні властивості проявляються у реакціях із більш активними металами ( залізом, цинком, тощо ):
Sn+4СІ4 + Fe0 = Sn+2СІ2 + Fe+2Cl2
Sn+4 +2е = Sn+2 2 2 1 окисник відновлюється
Fe0 -2е = Fe+2 2 1 відновник окиснюється
Вивчивши окисно- відновні властивості сполук Стануму ми завершили вивчення властивостей металів. Далі буде розглянуто окисно- відновні властивості неметалів, а саме галогенів, Гідрогену, Оксигену, Сульфуру, Нітрогену та інших.
Окисно - відновні властивості Гідрогену та утворених
ним сполук.
Гідроген у своїх сполуках проявляє такі ступені окиснення: -1, +1 ( див. таб. 6 )
1) Ступінь окиснення -1 Гідроген має у сполуках із активними металами, такими як Натрій, Калій, Літій, Магній. Ці сполуки отримали назву гідридів.
2КН-1 + О20 = 2КО-2Н+1
Н-1 - 2е = Н+1 2 4 2 відновник окиснюється
О20 + 4е = 2О-2 4 1 окисник відновлюється
2) У нульовому ступені окиснення Гідроген знаходиться лише у молекулі водню Н2, у її складі він виступає як відновник ( у реакціях із оксидами металів та неметалів ) та як окисник ( у реакціях із активними металами ).
Cu+2O + H20 = Cu0 + H2+1O
Cu+2 +2e = Cu0 2 2 1 окисник відновлюється
H20 -2e = 2H+1 2 1 відновник окиснюється
2Na0 + H20 = 2Na+1H-1
Na0 -1е = Na+1 1 2 2 відновник окиснюється
H20 +2е = 2H-1 2 1 окисник відновлюється
3) Гідроген із ступенем окиснення +1 виступає як окисник, бо він знаходиться у найвищому ступені окиснення, як приклад розглянемо реакцію взаємодії активного металу із водою:
2Na0 + 2H2+1O = 2Na+1ОН + Н20
Na0 -1е = Na+1 1 2 2 відновник окиснюється
2H+1 +2е = H20 2 1 окисник відновлюється
Окисно - відновні властивості Оксигену та утворених
ним сполук.
З таб. 7 видно, що для Оксигену характерні ступені окиснення -2, -1, +2.
1) Вода вступає у реакцію із пероксидами активних металів ( Na2О2 ), виділяючи при цьому кисень:
2Na2О2-1 + 2H2О-2 = 4NaО-2Н + О20
2О-2 - 4е = О20 4 4 1 відновник окиснюється
О-1 + 1е = О-2 1 4 окисник відновлюється
У даній реакції Оксиген води виступає у якості відновника.
2) Кисень є досить сильним окисником ( підтримує процеси горіння, біологічного окиснення ):
2Са0 + О20 = 2Са+2О-2
Са0 -2е = Са+2 2 2 відновник окиснюється
4
О20 +4е = 2О-2 4 1 окисник відновлюється
3) Сильні окисні властивості проявляє також і інша сполука, що містить Оксиген - оксиген фторид OF2, яка використовується як окисник ракетного палива. Реагуючи із водою Оксиген фторид виділяє кисень та гідроген фторид:
Н2О-2 + O+2F2 = О20 + 2НF-1
О-2 -2е = О0 2 2 1 відновник окиснюється
O+2 +2е = О0 2 1 окисник відновлюється
Реакція OF2 із хлором при підпалюванні має вибуховий характер, у ній утворюється кисень та СІF:
2O+2F2 +2СІ20 = 4СІ+1F + О20
2O+2 +4е = О20 4 4 1 окисник відновлюється
СІ20 -2е = 2 СІ+1 2 2 відновник окиснюється
4) Оксиген із ступенем окиснення +1 може виступати у реакціях як окисником так і відновником:
а) Гідроген пероксид Н2О2 є відновником у реакціях із Ag2O та НІО3 .
Ag2+1O + Н2О2-1 = 2 Ag0 +О20 + Н2О-2
Ag+1 +1е = Ag0 1 2 2 окисник відновлюється
2О-1 -2е = О20 2 1 відновник окиснюється
б) Гідроген пероксид Н2О2 є окисником у реакціях із КІ та Н2S:
2КІ-1 + Н2О2-1 + H2SO4 = І20 + К2SO4 + 2Н2О-2
2І-1 -2е = І20 2 2 1 відновник окиснюється
2О-1 +2е = 2О-2 2 1 окисник відновлюється
Н2S-2 + 4Н2О2-1 = H2S+6O4 + 4Н2О-2
S-2 -8е = S+6 8 8 1 відновник окиснюється
2О-1 +2е = 2О-2 2 4 окисник відновлюється
в) Для гідроген пероксиду характерною є реакція диспропорціонування:
2Н2О2-1 = О2O+ 2Н2О-2
2О-1 +2е = 2О-2 2 2 1 окисник відновлюється
2О-1 -2е = О20 2 1 окисник відновлюється
у якій атоми Оксигену із ступенем окиснення -1 змінюють свій ступінь окиснення до нуля та -2.
Окисно - відновні властивості Сульфуру та утворених
ним сполук.
У своїх сполуках Сульфур проявляє такі ступені окиснення: -2, +4, +6 ( див. Таб. 8 ).
1) Гідроген сульфід виявляє лише відновні властивості, тому що він знаходиться у найнижчому ступені окиснення, це доводять наступні рівняння окисно- відновних реакцій:
5Na2S-2 + 2KMn+7O4 +8Н2SO4 = 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 5Na2S+6O4 + 8H2O + 5S0
Mn+7 + 5e = Mn+2 5 10 2 окисник відновлюється
S-2 - 2e = S0 2 5 відновник окиснюється
Гідроген сульфід реагує з нітратною кислотою, утворюючи Нітроген ( IV ) оксид та Сульфур ( IV ) оксид : NO2 і SO2 та воду:
H2S-2 + 6HN+5O3 = 6N+4O2 + S+4O2 +4H2O
S-2 -6е = S+4 6 6 1 відновник окиснюється
N+5 + 1е = N+4 1 6 окисник відновлюється
2) Сульфур із степенем окиснення +6 має властивості окисника, бо він знаходиться у найвищому ступені окиснення.
С0 + 2Н2S+6O4(конц ) = S+4O2 + С+4О2 + 2H2O
С0 -4е = С+4 4 4 1 відновник окиснюється
S+6 +2е = S+4 2 2 окисник відновлюється
Концентрована сульфатна кислота, особливо гаряча, окиснює НІ та НBr , але не НСІ, до вільних галогенів, вугілля - до СО2 , сірку - до SO2 .
Сульфатна кислота взаємодіє з металами аналогічно всім кислотам, а у концентрованому стані проявляє особливі влативості. Взаємодію сульфатної кислоти з металами пояснює схема:
Метали І - ІІ груп
Me + H2SO4 Me2( SO4 )n + H2S +H2O
Al, Cr, Fe пасивує
Метали крім
Au, Pt
Me2( SO4 )n + SO2 +H2O
Як приклад розглянемо взаємодію концентрованої сульфатної кислоти із натрієм та міддю.
8Na0 + 5Н2S+6O4(конц ) = Na2+1SO4 + H2S--2 + 4H2O
Na0 -1е = Na+1 1 8 8 відновник окиснюється
S+6 +8е = S-2 8 1 окисник відновлюється
Сu0 + 2Н2S+6O4(конц ) = Cu+2SO4 + S+4О2 + 2H2O
Сu0 -2е = Сu+2 2 2 1 відновник окиснюється
S+6 +2е = S+4 2 1 окисник відновлюється
3) Вільна сірка може проявляти як властивості відновника, так і окисника.
а) Сірка окиснюється киснем повітря та кислотами- окисниками ( Н2SO4 , HNO3 ):
S0 + 4HN+5O3 = 4N+4O2 + S+4O2 +2H2O
S0 -4е = S+4 4 4 1 відновник окиснюється
N+5 + 1е = N+4 1 4 окисник відновлюється
Із сульфатною кислотою рівняння реакції буде:
S0 + 2H2S+6O4 = 3S+4O2 +2H2O
S0 -4е = S+4 4 4 1 відновник окиснюється
S+6 + 2е = S+4 2 2 окисник відновлюється
б) У реакціях із воднем та металами сірка виступає як окисник:
2Na0 + S0 = Na2+1 S-2
Na0 - 1е = Na+1 1 2 2 відновник окиснюється
S0 +2е = S-2 2 1 окисник відновлюється
б) У розчинах лугів сірка вступає у реакцію диспропорціонування:
3S0 + 6NaOH = 2Na2S-2 + Na2SO3 + Н2О
S0 +2е = S-2 2 4 2 окисник відновлюється
S0 -4е = S+4 4 1 окисник відновлюється
2) Сульфур із ступенем окиснення +4 може виступати у реакціях як окисником так і відновником, бо він знаходиться у проміжному ступені окиснення.
а) У реакції із Гідроген сульфідом сполуки Сульфуру S+4 виступають окисниками:
2H2S-2 +S+4O2 = S0 +2H2O
S-2 -2е = S0 2 4 2 відновник окиснюється
S+4 +4е = S0 4 1 окисник відновлюється
б) У реакції із Калій дихроматом сполуки Сульфуру S+4 виступають як відновники:
K2Cr2+6O7 + 3Na2S+4O3 + 4H2SO4 = 3Na2S+6O4 + Cr2+3( SO4)3 +K2SO4 + 4H2O
S+4 - 2е = S+6 2 6 3 відновник окиснюється
2Cr+6 + 6е = 2Cr+3 6 1 окисник відновлюється
Окисно - відновні властивості галогенів та утворених
ним сполук.
Цікавими окисно- відновними властивостями володіють галогени, у них на зовнішньому електронному шарі знаходиться сім електронів - два на s- і п"ять на р- орбіталях, це пояснює високу хімічну активність галогенів. Із підвищенням порядкового номера в ряді F- Cl-Br-I-At зростають радіуси атомів, зменшується електронегативність, послаблюються неметалічні властивості та окисна здатність елементів. На відміну від інших галогенів Флуор завжди має ступінь окиснення -1, бо він є найбільш електронегативним елементом. Інші галогени проявляють різні ступені окиснення від -1 до +7.
Всі сполуки галогенів відповідають непарним ступеням окиснення ( за винятком кількох оксидів ). Це пояснюється можливістю послідовного збудження спарених електронів у атомах Cl, Br, I, At на d- підрівень, що приводить до зростання числа електронів, які беруть участь в утворенні ковалентних зв"язків до 3, 5 чи 7.
Галогени, крім Флуору, можуть мати такі ступені окиснення -1, 0, +1, +3, +5, +7 ( див. Таб. 9 ).
1) Розглянемо властивості галогенів із ступенем окиснення -1.
8HI-1 + H2S+6O4 = H2S-2 + 4I20 + 4H2O
2I-1 –2e = I20 2 8 4 відновник окиснюється
S+6 + 8e = S-2 8 1 окисник відновлюється
2) Окисна здатність простих речовин зменшується у ряді Cl2 - Br2- I2 . Тому галоген може заміщувати інший галоген, розміщений правіше у ряді, з його сполук із металами.
2КI-1 + Br20 = I20 + 2KBr-1
2I-1 –2e = I20 2 8 1 відновник окиснюється
Br20 + 2e = 2Br-1 2 1 окисник відновлюється
Cl2 та Br2 є окисниками, але оскільки хлор є сильнішим окисником, то Бром буде відновлюватися у реакції
Br20 + 5Cl20 + 12KOH = 2KBr+5O3 + 10KCl-1 + 6H2O
Br20 –10е = 2 Br+5 10 10 1 відновник окиснюється
Cl20 +2 e = 2Cl-1 2 5 окисник відновлюється
У реакціях з окисниками галоген виступає у якості відновника:
3I20 + 10HN+5O3 = 6HI+5O3 + 10N+2O + 2H2O
I20 –10е = 2I+5 10 30 3 відновник окиснюється
N+5 +3e = N+2 3 10 окисник відновлюється
3) На попередній сторінці сказано, що Флуор виступає у хімічних реакціях лише у ролі окисника. Тому у попередню реакцію вступають усі галогени крім фтору.
F20 + H2S+6O4-2 = 2HF-1 + S+6F6 + 2O20
У даній реакції свої ступені окиснення змінюють такі елементи як Оксиген та Флуор, а Сульфур свій ступінь окислення не змінює – він у сполуці SF6 рівний +6.
Електронний баланс рівняння матиме вигляд:
F20 +2е = 2F-1 2 4 2 окисник відновлюється
2O-2 +4е = О20 4 1 відновник окислюється
Свої окисні властивості фтор виявляє і в реакції з водою
F20 + H2O-2 = 2HF-1 + O+2F2
F20 +2е = 2F-1 2 4 2 окисник відновлюється
O-2 -4е = О+2 4 1 відновник окислюється
Аналогічно реагує фтор також з натрій гідроксидом, що підтверджується наступним рівнянням реакції:
2F20 + NaO-2H = 2NaF-1 + O+2F2 + H2O
F20 +2е = 2F-1 2 4 2 окисник відновлюється
O-2 -4е = О+2 4 1 відновник окислюється
4) Хлор відноситься до сильних окисників, хоча і слабших за фтор. У реакціях з водою та лугами він, як правило, диспропорціонує:
а) Реакція самоокиснення - самовыдновлення у присутності води:
Сl20 + H2O = HCl-1 + HCl+1O
Cl20 –2е = 2Cl+1 2 2 1 відновник окиснюється
Cl20 +2 e = 2Cl-1 2 1 окисник відновлюється
В залежності від умов у реакції із лугами хлор змінюватиме свій ступінь окислення від 0 до +1, +5 чи до +7 та до -1.
а) Дана реакція є подібною ( за зміною ступенів окислення ) до реакції диспропорціонування в присутності води, яка наведена вище
CІ20 +2NaOH = NaCl-1 + NaCl+1O +H2O
Cl20 –2е = 2Cl+1 2 2 1 відновник окислюється
Cl20 +2 e = 2Cl-1 2 1 окисник відновлюється
б) При нагріванні в присутності лугів хлор змінює свій ступінь окислення до +5:
3CІ20 +6NaOH
